Tipos de reacciones, reglas de solubilidad y ecuaciones iónicas netas

Tres fuerzas impulsoras detrás de las reacciones acuosas

Cuando se mezclan dos disoluciones, solo se produce una reacción si algo retira iones de la disolución o desplaza electrones. Hazte tres preguntas. ¿Forman un catión de una disolución y un anión de la otra un compuesto de baja solubilidad? ¿Transfiere un ácido un protón a una base, formando agua u otro electrolito débil? ¿Cambia el número de oxidación de algún átomo, de modo que los electrones pasan de una especie a otra?

Un sí a la primera pregunta indica una reacción de precipitación, un sí a la segunda una reacción ácido-base y un sí a la tercera una reacción redox. Las reacciones que forman gases, como HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), suelen clasificarse como ácido-base porque el primer paso es una transferencia de protones. La combustión y el desplazamiento de un metal por otro son reacciones redox.

Las familias no son excluyentes. Cuando el hidróxido de bario acuoso neutraliza al ácido sulfúrico, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), se forma agua y precipita un sulfato insoluble en la misma reacción.

Decidir qué especies se escriben como iones

Una ecuación iónica neta depende de saber qué sustancias existen como iones separados en agua. Los electrolitos fuertes se disocian prácticamente por completo: los compuestos iónicos solubles, los ácidos fuertes y las bases fuertes. Escríbelos como iones cuando estén rotulados (aq). Todo lo demás conserva su fórmula: sólidos, líquidos, gases, ácidos débiles, bases débiles y solutos moleculares como la glucosa.

Los ácidos fuertes comunes son HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ y H₂SO₄ (por su primer protón). Trata como débil casi cualquier otro ácido que encuentres en química general, incluidos el HF, el ácido acético (CH₃COOH) y el ácido carbónico, y déjalo como molécula. Las bases fuertes son los hidróxidos del grupo 1 y los hidróxidos más pesados del grupo 2. El amoníaco es una base débil y se queda como NH₃(aq).

Los iones poliatómicos permanecen intactos cuando un compuesto se disocia. El cromato de potasio acuoso da 2K⁺(aq) y CrO₄²⁻(aq), no iones separados de potasio, cromo y oxígeno.

Aplicar las reglas de solubilidad

Las reglas de solubilidad resumen patrones observados en los compuestos iónicos en agua cerca de la temperatura ambiente. Soluble significa que se disuelve una cantidad útil; insoluble significa que la solubilidad es lo bastante baja como para que se forme un sólido cuando los iones se encuentran a concentraciones habituales de laboratorio. Ningún compuesto iónico tiene una solubilidad exactamente igual a cero. La lista siguiente se basa en la Tabla 4.1 de OpenStax Chemistry 2e, sección 4.2.

Para predecir un precipitado, enumera todos los iones presentes tras la mezcla y empareja cada catión con cada anión con el que no empezó. Si algún emparejamiento nuevo cae en una categoría insoluble, ese compuesto precipita. Si todos los emparejamientos posibles son solubles, como al mezclar disoluciones de nitrato de potasio y cloruro de sodio, los iones simplemente coexisten y no hay reacción neta.

• Los compuestos de cationes del grupo 1 (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) y de NH₄⁺ son solubles.
• Los nitratos, acetatos, hidrogenocarbonatos y cloratos son solubles.
• Los cloruros, bromuros y yoduros son solubles, salvo los de Ag⁺, Hg₂²⁺ y Pb²⁺.
• Los fluoruros son solubles, salvo los de Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ y Fe³⁺.
• Los sulfatos son solubles, salvo los de Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ y Sr²⁺.
• Los carbonatos, cromatos, fosfatos y sulfuros son insolubles, salvo con cationes del grupo 1 y NH₄⁺.
• Los hidróxidos son insolubles, salvo con cationes del grupo 1 y Ba²⁺; el Ca(OH)₂ y el Sr(OH)₂ son ligeramente solubles.

Construir la ecuación iónica neta paso a paso

Cada paso tiene su razón. Balancear primero la ecuación molecular garantiza el número de átomos. Separar los electrolitos fuertes muestra lo que realmente hay en el vaso. Cancelar los iones espectadores elimina las especies que aparecen sin cambios en ambos lados y no participan en el cambio.

La comprobación de la carga detecta errores que el recuento de átomos pasa por alto. Una ecuación iónica neta puede tener una carga total distinta de cero, pero esa carga debe ser la misma en ambos lados, porque la carga se conserva igual que los átomos.

• Escribe la ecuación molecular balanceada con un símbolo de estado en cada fórmula.
• Reescribe cada electrolito fuerte (aq) como iones separados, multiplicando por el subíndice y por el coeficiente.
• Tacha los iones que aparecen sin cambios en ambos lados. Son los iones espectadores.
• Reduce los coeficientes restantes a los números enteros más pequeños.
• Comprueba que cada elemento y la carga total estén balanceados.

Ejemplo resuelto: precipitación del cromato de plata

Mezclas 18.0 mL de cromato de potasio 0.0850 mol/L con nitrato de plata acuoso en exceso. Los nuevos emparejamientos son Ag⁺ con CrO₄²⁻ y K⁺ con NO₃⁻. La plata no es un catión del grupo 1, así que precipita cromato de plata de color rojo pardo; el nitrato de potasio permanece disuelto. Ecuación molecular: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Ecuación iónica completa: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Al cancelar K⁺ y NO₃⁻ se obtiene la ecuación iónica neta 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Comprobación de la carga: 2(+1) + (−2) = 0 a la izquierda, y 0 a la derecha.

Para hallar la masa de precipitado, usa las masas atómicas estándar de la IUPAC redondeadas a dos decimales: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. La masa molar del Ag₂CrO₄ es 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Moles de cromato = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, y la ecuación iónica neta da 1 mol de Ag₂CrO₄ por cada 1 mol de CrO₄²⁻. Masa = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Ambas cantidades medidas tienen tres cifras significativas, y la respuesta también.

Ejemplos resueltos: un ácido débil y un metal en disolución

El ácido acético acuoso reacciona con el hidróxido de sodio acuoso: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). El ácido acético es débil, así que permanece molecular, mientras que el NaOH y el acetato de sodio son electrolitos fuertes. Tras cancelar el Na⁺, la ecuación iónica neta es CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Compárala con la del ácido nítrico y el hidróxido de potasio, donde ambos reactivos son fuertes y la ecuación iónica neta se reduce a H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Una tira de níquel colocada en una disolución de nitrato de plata se recubre de cristales de plata. El níquel pasa de 0 a +2 y la plata de +1 a 0, así que es una reacción redox; el nitrato es espectador. La ecuación iónica neta es Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). El coeficiente 2 lo exige la carga, no los átomos: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) balancea todos los elementos, pero tiene una carga total de +1 a la izquierda y +2 a la derecha.

Errores comunes en las ecuaciones iónicas y cómo detectarlos

La mayoría de los errores proceden de escribir la especie equivocada, no de la aritmética. Antes de cancelar nada, pregúntate si cada fórmula existe realmente como iones separados en agua.

Como última comprobación, lee la ecuación iónica neta como un suceso físico. Dos iones plata y un ion cromato que forman un sólido es algo que podrías observar; una ecuación que solo intercambia iones disueltos entre parejas no describe nada.

• Separar un ácido débil: el HF(aq) permanece molecular. Compara cualquier ácido con los seis ácidos fuertes.
• Separar un precipitado: una fórmula rotulada (s) permanece entera aunque el sólido sea iónico.
• Romper un ion poliatómico: mantén intactos el NO₃⁻, el SO₄²⁻ y el CrO₄²⁻.
• Colocar mal los subíndices: el K₂CrO₄ da 2K⁺; no existe un ion K₂⁺.
• Tratar el mercurio(I) como Hg⁺: existe como el catión diatómico Hg₂²⁺.
• Dejar coeficientes sin reducir, como 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Escribir una ecuación iónica neta cuando todos los emparejamientos son solubles, no se forma agua, electrolito débil ni gas, y nada se oxida ni se reduce. La respuesta correcta es que no hay reacción.